无机及分析化学复习要点Word文档下载推荐.doc

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用于确定系统状态的物理量称为系统的状态函数。

性质：

a.单值性：

系统的一个状态对应一组状态函数（状态一定，状态函数一定）。

b.状态函数的变化只与系统的初始状态和终了状态有关，即与过程有关而与途径无关。

热：

系统与环境间因温度差而交换的能量

功：

除热以外，其他各种形式被传递的能量都称为功。

2、热化学，恒容反应热QV=DU-W=DU，恒压反应热：

Qp=H2-H1=DH，Þ

盖斯定律：

一化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。

换句话说，也就是反应热效应只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。

ΔH表示一类化学反应的热效应。

这类化学反应必须满足以下条件：

该化学反应为封闭系统，其经过一个或一系列的变化，该变化过程中必须是非体积功为零，定容或定压。

3、DfHym的定义：

在标准状态下（100kPa，298K），由稳定单质生成1摩尔的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，DrHym=nBDfHym（B）（可以用298.15K近似计算）。

4、DcHym的定义：

1mol标准态的某物质B完全燃烧生成标准态的产物的反应热，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。

DrHym=-nBDcHym（B）（可以用298.15K近似计算）。

CO2（g）的标准摩尔生成焓等于C（石墨）的标准摩尔燃烧焓。

5、熵（S）——混乱度的量度，热力学第三定律:

纯净物质的完美晶体熵值为0即S*（0K）=0，标准摩尔熵Sym（B,T），

DrSym=nBSym（B）（可以用298.15K近似计算）

注意：

参考状态单质Sym（B,T）不为零，而DfHym，DfGym及（H+,aq）的人为规定值为零

6、DrGym=nBDfGym（B），是T的函数不在298.15K时，DrGym=DrHym-TDrSym，计算时注意S的单位。

根据DrHym，DrSym的正负、温度的影响可分四种情况。

7、平衡概念，Kp，Kc有单位，Ky（除标准态）表达时应注意：

平衡状态；

与化学计量方程式有关；

纯固体、液体、溶剂参与时平衡常数中不写。

多重平衡规则。

8、化学反应等温方程式，DrGm=-RTlnKy+RTlnQÞ

反应商判据。

9、化学平衡移动——吕·

查德里原理，注意温度的影响和有关计算。

DrGym=-2.303RTlgKyDrGym=DrHym-TDrSym

10、质量作用定律：

v=kcAxcBy，基元反应，非基元反应不同，k有单位与（x+y）级数有关。

11、了解速率理论（碰撞理论、过渡状态理论，有效碰撞条件：

活化分子、适当取向。

）、Arrhenius公式k=A×

e-/RT，ln=-Þ

Ea，AÞ

T3、k3。

第四章：

物质结构简介

1、核外电子运动特性：

波粒二象性，量子化，统计性。

2、y函数与量子数的概念（n、l、m、si）取值和意义，主量子数n和轨道角动量量子数l决定核外电子的能量；

轨道角动量量子数l决定电子云的形状；

磁量子数m决定电子云的空间取向；

自旋角动量量子数si决定电子运动的自旋状态。

3、介绍了原子轨道的角度分布图，s、p、d的形状和空间取向，2——电子云角度分布图。

电子云的径向分布图，电子云径向分布曲线上有n-l个峰值。

4、鲍林近似能级图，分7个能级组，能级交错。

5、核外电子排布原理，泡利（W.Pauli）不相容原理，能量最低原理，洪特规则。

6、核外电子排布的表示，电子构型（或电子结构式），轨道排布式，原子实表示式，外层电子构型。

能级交错，半充满和全充满（24Cr，29Cu）。

7、元素周期系，核外电子排布的周期性导致了区、族的划分。

8、原子性质周期性，从同一周期，同一族，和过渡区的有效核电荷的周期变化，导致了电离能、电子亲和能、电负性、原子半径（注意镧系收缩现象）的有规律变化。

（注意N半充满）

9、离子键，稀有气体结构形成正、负离子以静电引力为作用力，没有方向性和饱和性。

晶格能越大，离子晶体越稳定，与离子半径和电荷有关。

10、价键理论：

成单电子，自旋相反能配对成键，有方向性和饱和性。

11、分子轨道理论：

成键分子轨道和反键分子轨道，应用能级图、三个原则对分子中的电子填充，注意O、F与N、C、B等元素的能级区别。

12、对称性与共价键，C2轴对称即s对称性，C2轴反对称即p对称性。

s键——“头碰头”，p——“肩并肩”，如两原子间有三键则为一s键，两p键。

13、杂化轨道理论，有等性杂化和不等性杂化，注意典型例子如CO2，BF3，NH3，H2O等。

14、分子晶体，极性分子的条件，分子偶极的产生使分子间有三种力，色散力、诱导力、取向力。

注意极——极有三种力，非极——极有两种力，非——非只有色散力。

氢键——形成条件，有饱和性、方向性，对物理性质的影响。

第六章：

分析化学概论

1、准确度和精密度，定义及两者的关系。

准确度：

表示测定结果（x）与真实值（xT）的接近程度，准确度的高低用误差E的大小来衡量。

绝对误差Ea和相对误差Er

精密度——指在相同条件下，多次平行测定同一样品所得的测定结果之间的相互接近程度。

精密度高低用偏差来衡量。

绝对偏差、相对偏差、平均偏差及相对平均偏差。

系统误差（固定的、偏向性的）：

方法误差、仪器和试剂误差、操作误差。

偶然误差（正态分布）：

由某些难以控制、无法避免的偶然因素引起而造成的误差，称为随机误差。

系统误差的减免：

（1）方法误差——采用标准方法,对照、回收实验。

（2）试剂误差——作空白实验。

（3）仪器误差——校正仪器、外检。

（4）操作误差——内检。

（5）减小测量误差（使相对误差＜0.1%）：

称样量≥0.2g，试剂用量≥20mL

偶然误差的减免——增加平行测定的次数。

2、可疑数据的取舍（Q法）：

步骤

（1）将测定值由小到大排列，求极差R:

（2）求可疑数据与相邻数据之差:

（3）计算舍弃商Q计：

3、有效数字和运算规则：

四舍六入五成双（加减与小数点后有效位数相同，乘除与有效位数最少者相同）。

4、滴定分析法的基本要求（99.9%，快，能确定终点，稳定）。

标准溶液、基准物质、T——滴定度的定义。

第七章：

酸碱平衡与酸碱滴定法

1、酸碱质子理论：

质子酸质子碱十质子，共轭质子酸碱对，=

2、质子平衡式：

原则是得与失质子相等。

如：

NH4HCO3

水溶液系统中、参考组分为：

NH4+，HCO3-，H2O

[NH3]＋[CO32-]＋[OH-]=[H3O+]＋[H2CO3]

3、弱酸、弱碱的pH有关计算，注意条件：

·

≥10，，且／≥100，三种情况。

稀释定律：

α与浓度的平方根成反比α=。

4、多元弱酸（碱）溶液：

/>

100时，近似一级处理。

重点讨论H2S，。

5、两性物质：

c0＞10，c0＞10，Þ

pH=1/2（pKa1q+pKa2q）。

6、同离子效应和缓冲溶液：

，选择pH接近的pKa或pKb，

7、分布系数：

di=ci/c0=F（H+）（给定弱酸（碱）），，

8、酸碱滴定曲线：

化学计量点和滴定突跃的pH值计算，要求±

0.1%范围，与起始浓度、KyaKyb有关，滴定条件：

Kya×

c0³

10-8，Kya1/Kya2³

105有两个滴定突跃。

9、指示剂的理论变色范围：

pH=p士1，指示剂的选择条件是变色范围落在滴定突跃范围内。

10、应用。

有关滴定分析计算。

混合碱的测定————（双指示剂法）

混合碱的组成有NaOH,Na2C03,NaHCO3及其混合物

（1）NaOH+Na2CO3

（2）Na2CO3+NaHCO3

双指示剂法：

PH=8-10酚酞变色时：

用去HCl标准溶液V1（mL）；

PH=3.1-4.4甲基橙变色时：

用去HCl标准溶液V2（mL）。

根据V1和V2数值的大小判断混合碱的组成（定性/定量计算）：

判断组成：

V1>

V2:

NaOH（V1-V2）,Na2C03（2V2）

V1<

Na2C03（2V1）,NaHCO3（V2-V1）

V1=V2:

则碱液只含Na2C03

V1=0，V2>

0:

则碱液只含NaHCO3

V2=0，V1>

则碱液只含NaOH

1．当V1＞V2时,混合碱组成为:

NaOH+Na2CO3,测定反应为:

NaOH+HCl　　NaCl+H2O

Na2CO3+HCl　　　NaHCO3+NaCl

以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl溶液V1（mL）。

NaHCO3+HCl　NaCl+CO2+H2O

以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl溶液V2（mL）。

2.当V1＜V2时,混合碱组成为:

Na2CO3+NaHCO3

测定反应为:

Na2CO3+HCl　　NaHCO3+NaCl

以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl溶液V1（mL）。

NaHCO3+HCl　　NaCl+CO2+H2O

以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl溶液V2（mL）。

第八章：

沉淀-溶解平衡与沉淀测定法

1、Ksp的表示与s的换算。

（如A2B或AB2KySP=4s3）可以从热力学、实验求得。

2、溶度积原理——沉淀反应的反应商。

（1）当Q>

Kysp时，溶液过饱和，有沉淀析出；

（2）当Q=Kysp时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；

（3）当Q<

Kysp时，溶液不饱和，无沉淀析出。

5、同离子效应和盐效应。

6、沉淀的溶解，

（1）酸度，硫化物和氢氧化物，从平衡原理推导计算

Ky=，Kysp（M（OH）n）=[Mn+][OH-]n，注意起始和沉淀完全的pH计算。

分步沉淀，沉淀转化与Kysp有关，注意：

同一类型，不同类型。

沉淀完全时离子浓度小于10-5。

7、沉淀滴定法——银量法，注意滴定条件。

莫尔法——铬酸钾为指示剂，中、弱减性，AgNO3标准溶液，适用Cl-,Br-。

佛尔哈德法——铁铵钒指示剂，酸性，硫氰酸钾（铵）标液。

法扬司法——有机吸附指示剂。

第九章：

配位化合物与配位滴定法

1、配合物组成，命名，注意配位数、命名时中心离子的化合价。

2、配合物的标准稳定常数以及解离常数的关系。

βn=。

3、配位平衡的移动，酸度、沉淀应用多重平衡规则，注意配位平衡中的有关电极电位的计算。

4、酸效应αY（H）==1/δ（Y），是pH的函数，随pH的增大，αY（H）趋向于1。

配位效应αM==αM（L）+αM（OH）-1。

条件稳定常数lgKy‘MY=lgKyMY-lgαM-lgαY（H）

5、配位滴定曲线，注意化学计量点的计算。

配位滴定条件：

lg（c（M）·

Ky）≥6,或lgKy≥8，如只有酸效应,lgKyMY-lgαY（H）≥8,Þ

lgαY（H）≤lgKyMY-8。

可求得不同金属离子的能被滴定的最小pH值。

6、金属指示剂原理、条件、存在的问题。

7、配位滴定提高选择性方法：

①控制溶液的酸度；

②掩蔽法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法、氧化还原掩蔽法。

第十章：

氧化还原反应与氧化还原滴定法

1、氧化与还原和半反应与电对的概念。

原电池结构及符号。

2、标准氢电极，电极电势，注意电极电势的介质、大小的意义等。

3、原电池的电动势与DrGy的关系，DrGmy=-nFEy，非标态电动势，及电极有类似的公式。

4、能斯特方程，E=Ey+，j（Ox/Red）=jy（Ox/Red）+，讨论酸度和弱电解质。

总结：

cOX↓,j↓,cRed↓,j↑,酸性对含氧物质影响明显。

5、jy'

，引入活度系数gB和副反应系数aB，当cOX=cRed或为1时，某强酸浓度下的电势值。

6、电极电势的应用，1）j值越大，表明氧化态物质得电子能力越强，是强氧化剂。

j值越低，表明还原态物质失电子能力越强，是强还原剂。

2）原电池中电极电势高的是正极，电极电势低的是负极。

3）判断氧化还原反应进行的方向。

E>

0，=0，<

0。

7、Ey与Ky，Ey=lgKy，对一个具体的氧化还原反应，Ey=jy氧-jy还。

8、Ey'

与Ky'

，Ey'

=lgKy'

.滴定分析条件，当n=1时，lgKy¢

³

6或Ey¢

（Djy¢

）³

0.4（V）；

当n1¹

n2时，即lgKy¢

3（n1+n2）或Ey¢

3（n1+n2）´

0.0592/n1×

n2。

9、或pH值有关计算，设计原电池，E＝j（+）－j（-）。

10、元素电势图及应用，当jy（右）>

jy（左）时，可发生歧化反应；

计算jy（未知）。

11、化学计量点电势jsp=，氧化还原滴定的突跃范围为：

jy¢

2+3´

0.0592/n2~jy¢

1-3´

0.0592/n1或：

Dj=Djy¢

-3´

0.0592´

12、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为：

In±

V。

13、常用氧化还原滴定方法1）重铬酸钾法，强酸条件，常温下进行，具有一系列优点：

如基准试剂，稳定性很高，滴定速度较快等。

2）高锰酸钾法，优点是氧化能力强，可应用于直接、间接、返滴定等多种滴定分析，可对无机物、有机物进行滴定，本身为自身指示剂，缺点是稳定性差。

3）碘量法，在弱酸性或中性介质中进行，可分为直接碘法与间接碘法。

第十二章：

吸光光度分析法

1、朗伯—比尔定律：

A=lg=lg，k——用a表示（L·

g-1·

cm-1）；

用表示（L·

mol-1·

cm-1，ε与a的关系为：

=Ma。

注意朗伯—比尔定律的应用和有关计算。

偏离朗伯一比尔定律的原因：

物理原因——入射的单色光不纯所引起的。

化学原因——溶液本身的化学变化。

2、分光光度计的基本构造：

一般包括光源、单色光器、吸收池、检测器、显示器五大部分。

紫外、可见的器件不同。

3、分光光度测定的方法：

标准曲线法，标准对照法，吸光系数法

4、显色反应条件，显色剂用量的选择（三种情况），酸度、温度、时间等因素。

5、吸光度最佳范围（A0.2~0.8orT15%~65%）误差<

2%。

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